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Peroxyde de sodium

Le peroxyde de sodium, ou commercialement appelé oxylithe[6], est un composé de formule brute Na2O2.

Peroxyde de sodium
Image illustrative de l’article Peroxyde de sodium
Image illustrative de l’article Peroxyde de sodium
Peroxyde de sodium en billes de 0,5 mm de diamĂštre.
Identification
Nom UICPA Peroxyde de sodium
Synonymes

Peroxyde de disodium ; Dioxyde de sodium
No CAS 1313-60-6
No ECHA 100.013.828
No CE 215-209-4
PubChem 14803
SMILES
InChI
Apparence Poudre blanche Ă  jaune
Propriétés chimiques
Formule Na2O2 [IsomĂšres]
Masse molaire[1] 77,978 3 ± 0,000 6 g/mol
Na 58,96 %, O 41,04 %,
Propriétés physiques
T° fusion 460 °C[2]
T° ébullition 657 °C[2]
Masse volumique 2,8 g cm−3 Ă  20 °C[3]
Point d’éclair non inflammable
Thermochimie
S0solide 94,78 J K−1 mol−1[4]
ΔfH0solide −513,21 kJ mol−1[4]
Précautions
SGH[5]
SGH03 : ComburantSGH05 : Corrosif
Danger
H271 et H314
NFPA 704
Transport
-
Unités du SI et CNTP, sauf indication contraire.

Ce composé fut décrit en 1811 par les chimistes français Joseph Louis Gay-Lussac et Louis Jacques Thénard, qui étudiaient les propriétés physico-chimiques du sodium et du potassium, éléments isolés quelques années auparavant par le chimiste britannique Sir Humphry Davy. Pour obtenir du peroxyde de sodium, qu'ils qualifiaient "d'oxyde au maximum du sodium", Gay-Lussac et Thénard firent chauffer vivement du sodium sous une cloche de verre, dans une atmosphÚre riche en dioxygÚne (O2)[7].

Il est utilisĂ© au dĂ©but du XXe siĂšcle par le chimiste George-François Jaubert pour produire de l'oxygĂšne[8] - [9]. C'est un solide friable de couleur jaune, qui se dissout au contact de l'eau en libĂ©rant de l'oxygĂšne[10] - [11]. La rĂ©action, trĂšs violente, est fortement exothermique. Du fait de cette rĂ©activitĂ©, l'oxylithe doit ĂȘtre absolument conservĂ© Ă  l'abri de l'humiditĂ©. StockĂ© sans prĂ©cautions particuliĂšres, il finit par se dĂ©sagrĂ©ger au contact de la vapeur d'eau prĂ©sente dans l'air ambiant. Ce produit ne doit pas non plus entrer au contact de la peau (en particulier, on ne doit le manipuler qu'avec une pince), car ses effets dĂ©shydratants provoquent des brĂ»lures sĂ©rieuses.

L'oxylithe a été utilisé dans les premiers masques à gaz[12], qui équipaient les mines de charbon puis plus tard l'infanterie française pendant la PremiÚre Guerre mondiale. Il était encore utilisé dans les cours de chimie de l'enseignement secondaire dans les années 1980.

Préparation

La prĂ©paration du peroxyde de sodium se fait idĂ©alement en deux Ă©tapes, selon Georg Brauer (en). La premiĂšre consiste en l'oxydation de sodium Na en oxyde de sodium (Na2O). Pour ce faire, le sodium doit ĂȘtre placĂ© dans un environnement contenant moins de dioxygĂšne que l'air ambiant. La deuxiĂšme Ă©tape consiste en l'oxydation du Na2O en Na2O2, en plaçant l'oxyde de sodium dans une atmosphĂšre riche en oxygĂšne et en le chauffant entre 200 et 350 °C[13].

2 Na + 1⁄2 O2 → Na2O
Na2O + 1⁄2 O2 → Na2O2

Au total, 2 Na + O2 → Na2O2

Propriétés

La tempĂ©rature d'Ă©bullition de ce composĂ© est de 657 °C. À cette tempĂ©rature, le peroxyde de sodium se dĂ©compose en oxyde de sodium (Na2O), en libĂ©rant du dioxygĂšne[2].

Na2O2 → Na2O + 1⁄2 O2

Sa température de fusion est d'environ 460 °C, mais cela n'entraßne pas sa décomposition[13].

Les cristaux de peroxyde de sodium sont hexagonaux et appartiennent au groupe de Laue 6/mmm[14].

Le peroxyde de sodium peut ĂȘtre utilisĂ© comme agent oxydant[2]. Il est utilisĂ© comme agent de blanchiment[15].

La réaction entre de l'eau et du peroxyde de sodium (Na2O2) permet la formation de soude (NaOH) et de peroxyde d'hydrogÚne (H2O2)[13].

Na2O2 + 2 H2O → 2 NaOH + H2O2

À l'instar du peroxyde de lithium (Li2O2) et du peroxyde de potassium (K2O2), le peroxyde de sodium peut ĂȘtre utilisĂ© comme source de dioxygĂšne. La rĂ©action entre du peroxyde de sodium et du dioxyde de carbone (CO2) permet la production de carbonate de sodium (Na2CO3) tout en libĂ©rant du dioxygĂšne.

Na2O2 + CO2 → Na2CO3 + 1⁄2 O2

La réaction entre du peroxyde de sodium, du dioxyde de carbone et de l'eau amÚnera quant à elle à la formation de bicarbonate de sodium (NaHCO3) et de dioxygÚne.

Na2O2 + H2O + 2 CO2 → 2 NaHCO3 + 1⁄2 O2

Références
  1. Masse molaire calculĂ©e d’aprĂšs « Atomic weights of the elements 2007 », sur www.chem.qmul.ac.uk.
  2. (en) Richard J. Lewis Sr, Hawley's Condensed Chemical Dictionary, New York, John Wiley & Sons, , 13e Ă©d. (ISBN 0471292052), p. 1024.
  3. Clayton, G.D., F.E. Clayton (Ă©ds.), Patty's Industrial Hygiene and Toxicology, vol. 2A, 2B, 2C, 2D, 2E, 2F: Toxicology, 4e Ă©d., New York, John Wiley & Sons, 1993-1994, p. 773.
  4. Chase, M.W., Jr., NIST-JANAF Themochemical Tables, 4e Ă©d., J. Phys. Chem. Ref. Data, Monograph 9, 1998, 1-1951.
  5. Numéro index 011-003-00-1 dans le tableau 3.1 de l'annexe VI du rÚglement CE no 1272/2008, 16 décembre 2008.
  6. G.-F. Jaubert, « Le quotient respiratoire et la rĂ©gĂ©nĂ©ration de l'air en circuit fermĂ© par les peroxydes », Gaz de combat, dĂ©fense passive, 1re annĂ©e no 1,‎ .
  7. Gay-Lussac, Louis Joseph, Recherches physico-chimiques, faites sur la pile ; sur la préparation chimique et les propriétés du potassium et du sodium ; sur la décomposition de l'acide boracique ; sur les acides fluorique, muriatique et muriatique oxigéné ; sur l'action chimique de la lumiÚre ; sur l'analyse végétale et animale, etc. Par MM. Gay-Lussac et Thénard, membres de l'Institut, etc. Avec six planches en taille-douce. Tome Premier[-Second], chez Deterville, Libraire, rue Hautefeuille N° 8. M. DCCC. XI (OCLC 489634164, lire en ligne).
  8. M. Chaussart, « Pierre d'oxygĂšne », Gazette des hĂŽpitaux de Toulouse,‎ , p. 2 (lire en ligne).
  9. Anon., « Le boroxylithe », Journal de Monaco, no 2426,‎ , p. 190.
  10. L. Guillet, L'industrie de la soude, Gauthier Villars, Masson et Cie, , « X. L'industrie du sodium et du peroxyde de sodium », p. 133.
  11. Anon., « Science notes », Scientific American,‎ , p. 190 (lire en ligne).
  12. G.-F. Jaubert, « Sur les appareils respiratoires Ă  peroxydes alcalins », Comptes rendus hebdomadaires des sĂ©ances de l’AcadĂ©mie des sciences, vol. 197,‎ , p. 484.
  13. (en) Georg Brauer, Handbook of Preparative Inorganic Chemistry 1, New York, Londres, Academic Press, , 1859 p. (ISBN 9780123955906, lire en ligne), p. 980.
  14. (en) Richard L. Tallman, John L. Margrave et Sturges W. Bailey, « The Crystal Structure of Sodium Peroxide », Journal of the American Chemical Society, vol. 79, no 11,‎ , p. 2979–2980 (ISSN 0002-7863 et 1520-5126, DOI 10.1021/ja01568a087, lire en ligne, consultĂ© le ).
  15. « Fiche complÚte pour Peroxyde de sodium », sur reptox.cnesst.gouv.qc.ca (consulté le ).
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